*

1

Si miramos a nuestro alrededor, ¿Qué vemos?

​

​

*

2

QUIMICA��Ciencia que estudia la sustancia�Sus cambios químicos y físicos, sus �propiedades y energía. �

Sustancia

Es todo aquello que nos rodea, que posee masa y que ocupa volumen.

*

4

��

*

5

PROPIEDADES Y CAMBIOS DE LA MATERIA

Hay dos tipos de propiedades en la sustancia:

propiedades físicas y propiedades químicas.

​

¿Cuál es la diferencia entre propiedad física y química , una analogía ?

PROPIEDADES FISICAS

APARIENCIA Ej:

Altura

Color del pelo

Color de ojos

Peso

​

PROPIEDADES QUIMICA

PERSONALIDAD

reacción frente a diversas situaciones

actitud ante la vida

*

6

Propiedad física Son aquellas propiedades que presenta la sustancia y que al ser  observadas 

NO CAMBIAN SU COMPOSICIÓN  química. Ej.  color , olor ,dureza, ctes físicas. 

*

7

PROPIEDADES GENERALES O EXTENSIVAS

​

masa

volumen

longitud

inercia

divisibilidad

*

8

PROPIEDADES ESPECÍFICAS o INTENSIVAS

brillo

Temperatura de fusión y ebullición

viscosidad

color

maleabilidad

conductividad

*

9

ductibilidad

dureza

densidad

solubilidad

Sabor

textura

*

10

PROPIEDADES QUÍMICAS

Son aquellas que se observan cuando la sustancia experimenta un cambio en su composición.

​

​

​

​

​

​

C_(s) + O_2(g) → CO_{2 (g)}

​

Carbono + Oxígeno → Bióxido de carbono

​

*

11

Combustión

Digestión

Oxidación

Fluorescencia

*

12

CAMBIO FISICO Y QUIMICO

*

13

CAMBIOS FISICOS

​

• No se altera la naturaleza fundamental de la sustancia
• No se generan nuevas sustancias
• Son reversibles

​

• Fusión de la cera
• Disolución del azúcar
• Electrización del vidrio
• Dilatación de un metal
• Transmisión de calor
• Cambios de estado.

*

14

CAMBIOS QUÍMICOS

​

• Se altera la naturaleza fundamental de la sustancia
• Se generan nuevas sustancias
• Son irreversibles

• Corrosión de los metales
• Explosión de una bomba
• Revelado de una foto
• Encender un cerillo
• Fenómeno de Fotosíntesis

Digestión de los alimentos

Acción de los medicamentos

*

15

Estados de agregación la Materia

*

16

CAMBIOS DE ESTADO

*

17

*

18

*

19

los compuestos químicos utilizados en el hogar en cualquier sitio se conocen con un nombre vulgar pero sin lugar a duda tienen un nombre científico estos son algunos ejemplos:

*

20

*

21

Hormiga Atómica

La Edad Media

22

En el mundo cristiano, la teoría de Aristóteles fue adoptada por los alquimistas, precursores de los científicos, que desarrollaron su actividad durante toda la Edad Media

23

Los alquimistas de la Edad Media creían que para lograr la transformación de metales como el plomo, sin gran valor, en oro o plata, había que agregar y combinar una cantidad justa de mercurio, a fin de lograr la transmutación.

​

También pensaban que para que esta reacción se produjera tendría que ocurrir en presencia de un catalizador (sustancia que provoca la modificación de ciertos cuerpos sin modificarse ella misma) al que se llamó piedra filosofal.

​

​

​

​

​

​

​

La historia de la alquimia es básicamente la historia de la búsqueda de este catalizador.

Tuvieron que pasar veinte siglos para que un químico inglés llamado John Dalton retomara las ideas de Demócrito y publicase, en 1808, su famosa teoría atómica:�

• La materia está formada por partículas muy pequeñas, llamadas átomos , que son indivisibles e indestructibles.
• Todos los átomos de un mismo elemento tienen la misma masa atómica.
• Los átomos se combinan entre si en relaciones sencillas para formar compuestos.
• Los cuerpos compuestos están formados por átomos diferentes. Las propiedades del compuesto dependen del número y de la clase de átomos que tenga.

​

24

*

25

Estructura Atómica

• El ÁTOMO unidad básica de toda la materia.

*

26

Partículas subatómicas

*

27

• Número atómico (Z): Indica el nº de protones del núcleo

Z = p⁺

​

Átomo neutro p⁺ = e^-

​

Z = p⁺ = e^-

​

​

*

28

₁₁Na :

​

₁₉K :

​

​

₁₇Cl :

​

Nº Protones 11

Nº Electrones 11

​

​

Nº Protones 19

Nº Electrones 19

​

​

Nº Protones 17

Nº Electrones 17

​

*

29

• Número másico (A): Es la suma entre los protones y neutrones.

​

A = p⁺ + n⁰

​

Como Z = p⁺ se cumple A = Z + n⁰

​

Despejando los p⁺ + n⁰ tenemos

​

p⁺ = A - n⁰ n⁰ = A – p⁺

*

30

Representación del átomo de un elemento

• A = Nº másico
• Z = Nº atómico
• X = Carga iónica
• Y = Atomicidad

*

31

Iones

• Catión: - pierden electrones

- Tienen Carga positiva

​

Ej: ₁₁Na⁺

*

32

• Anión: - Ganan electrones

- Tienen carga negativa

Ej: ₁₇Cl^-

*

33

Determinación de partículas atómicas

Br^-

Mg²⁺

Ti

79

24

48

35

12

22

*

34

Isoelectrónicos

• Son átomos que tienen igual números de electrones.
• Ejemplo

​

₁₀Ne; ₁₁Na⁺; ₁₂Mg²⁺; ₉F^- = 10 e^-

*

35

Configuración de iones

• Cationes: Átomos que pierden electrones
• Aniones: Átomos que ganan electrones.

₁₁Na⁺

₁₆S^2-

1s² 2s² 2p⁶

(₁₀Ne) 3s²3p⁶

10 e-

18 e-

*

37

ENERGÍA DE IONIZACIÓN.

*

38

AFINIDAD ELECTRÓNICA.

Afinidad electrónica es la energía puesta en juego que acompaña al proceso de adición de un electrón a un átomo gaseoso (AE). Los valores de la afinidad electrónica se consideran, normalmente, para 1 mol de átomos

La mayoría de los átomos neutros, al adicionar un electrón, desprenden energía, siendo los halógenos los que más desprenden y los alcalinotérreos los que absorben más energía

*

39

¿Cómo se logra la estabilidad?

• Gracias a la tendencia de los átomos para alcanzar la configuración electrónica de los gases nobles (ns²np⁶)

He 1s² (ns²)

Completar 2 electrones

Regla del dueto

Demás gases nobles (ns²np⁶)

Completar 8 electrones

Regla del octeto

*

40

Tipos de enlace químico

• Se da entre elementos de distinta electronegatividad.
• Generalmente entre un elemento metálico (G IA y IIA) y un elemento no metálico (G VIA y VIIA).
• Se caracteriza por la transferencia de electrones desde el metal (pierde e^-) al no metal (gana e^-).
• Ejemplo: NaCl, CaCl₂, AlF₃, Li₂O, K₂S

1. Enlace iónico

*

41

Características

• La atracción se realiza en todas direcciones de tal manera que no existen moléculas si no inmensos cristales con determinadas formas geométricas.
• Los compuestos iónicos son sólidos y cristalinos, lo que implica que para romper este enlace se requiere una gran cantidad de energía (T > 400ºC)
• En estado sólido son malos conductores del calor y la electricidad, pero al fundirlos o disolverlos en agua, conducirán la corriente eléctrica.
• Existen reglas empíricas que indican que si: ∆E.N › 1,7es un enlace iónico.
• Se disuelven en disolventes polares como el agua.
• Son frágiles, es decir, se rompen con facilidad.

​

*

42

*

43

2. Enlace covalente

• Se origina entre elementos no metálicos con electronegatividades semejantes.
• Se caracteriza por la compartición de electrones de valencia.
• Se forma un compuesto covalente cuando ∆E.N ‹ 1,7.
• Existen distintos tipos de enlaces covalentes:

*

44

2.1 Enlace Covalente Apolar

• Este enlace se origina entre 2 no metales de un mismo elemento y los electrones compartidos se encuentran en forma simétrica a ambos átomos, y se cumple que ∆E.N = 0.
• Ejemplo: H₂, Cl₂, Br₂, F₂,O₂, N₂

*

45

2.2 Enlace Covalente Polar

• Se origina entre no metales de distintos elementos, se caracteriza por existir una compartición aparente de cargas debido a una diferencia de electronegatividad (0 ‹ ∆E.N ‹ 1,7)
• Ejemplos: H₂O, NH₃, HCl, CH₄, HF

*

46

2.3 Enlace múltiple

• Se produce cuando se comparten más de un par electrónico para obtener la configuración del gas noble. Si se comparte 2 pares de electrones se denomina enlace doble, y si se comparten 3 pares de electrones se llama enlace triple.
• Ejemplo: O₂, N₂

*

47

2.4 Enlace covalente coordinado o Dativo

• Es un enlace en el cual uno de los átomos brinda el par de electrones para completar el octeto.
• Ejemplo: NH₄⁺, SO₂, SO₃, H₂SO₄, H₂SO₃

*

48

Características

• Los compuestos covalentes polares son solubles en solventes polares.
• Los compuestos covalentes no polares son solubles en solventes no polares o apolares.
• Las temperaturas de ebullición y de fusión, son relativamente bajas (T < 400 ºC).
• Los compuestos covalentes no conducen la corriente eléctrica y son malos conductores del calor.
• Son blandos y no presentan resistencia mecánica.

Fuerzas intermoleculares

• Es un enlace intermolecular (entre moléculas) que se origina entre un átomo de hidrógeno y átomos de alta electronegatividad con pequeño volumen atómico como el fluor, oxígeno o nitrógeno.

1. Enlace puente de hidrógeno

2. Fuerzas de Vander Waals

• Son fuerzas intermoleculares muy débiles que se efectúan entre moléculas apolares. Debido a estas fuerzas débiles los gases se pueden licuar, es decir pasar al estado líquido. Ejemplos: O₂ y CH₄

3. Atracción dipolo - dipolo

• Las fuerzas de atracción dipolar operan entre 2 o más moléculas polares. Así, la asociación se establece entre el extremo positivo (polo δ⁺) de una molécula y el extremo negativo (polo δ^-) de otra.

4. Atracción Ion - dipolo

• Los iones de una sustancia pueden interactuar con los polos de las moléculas covalentes polares. Así, el polo negativo de una molécula atrae al Ion positivo y el polo positivo interactúa con el Ion negativo: las partes de cada molécula se unen por fuerzas de atracción de cargas opuestas.

*

53

Enlace químico

Dando origen al enlace

Átomo

Iones

Moléculas

Covalente

No metales

Comparten

electrones

Iónico

Atracción

Ion-dipolo

Transferencia

de electrones

Metales y

No metales

Geometría

Molecular

Atracción

Dipolo-dipolo

Fuerzas de Van

Der Waals

Puente de

Hidrógeno

Es un fuerza que une

Que se produce entre

Que

Dando origen al enlace

Que se produce entre

Que se une por

Dando origen a

Que tienen una

*

54

DISOLUCIONES